Les propriétés des acides et des bases. | Chimie générale 3

Arrhenius: acide donne H⁺; la base donne HO^-
Bronsted: acide donne H⁺; la base accepte H⁺
Lewis: acide accepte la paire d'électrons; la base donne la paire d'électrons
 

Acide d'Arrhenius: HCl; Base d'Arrhenius: NaOH
Acide de Bronsted: HCl; Base de Bronsted: NH₃
Acide de Lewis: BF₃; Base de Lewis: NH₃

Réaction de transfert de proton (ou réaction de protonation): réaction impliquant le transfert d'un proton d'une molécule à une autre. Les réactions acido-basiques sont des réactions de transfert de proton
 

HCl (aq) + H₂O (l) → Cl^- (aq) + H₃O⁺ (aq) est une réaction de transfert de proton

Auto-ionisation de l'eau : 2 H₂O (l) $\rightleftharpoons$ H₃O⁺ (aq) + HO^- (aq)

Constante de produit ionique de l'eau, K_w :

Expression de la constante d'équilibre pour l'auto-ionisation de l'eau :
K_w = [H₃O⁺][HO^-]
K_w = 1.0 x 10^-14 M² à 25°C

Solution neutre : [H₃O⁺] = [HO^-] = 1.0 x 10^-7 M
Solution acide : [H₃O⁺] > [HO^-]
Solution basique : [H₃O⁺] < [HO^-]

Solution neutre: [H₃O⁺] = 1,0 x 10^-7 M 
⇒ pH = -log [H₃O⁺] = 7

Solution acide: [H₃O⁺] > 1,0 x 10^-7 M 
- log [H₃O⁺] < - log ( 1,0 x 10^-7 )   ⇒   pH < = 7

Solution neutre: pH = pOH = 7
Solution acide: pH < 7
Solution basique: pH > 7

Relation entre le pH et le pOH:
 

Strong acids / strong bases: acids / bases completely dissociated in aqueous solutions ⇒ strong acids are able to donate protons to water (H3O+ formation) ⇒ strong bases are able to accept protons from water (HO- formation)   HBr is a strong acid: HBr (aq) + H2O (l) → Br- (aq) + H3O+ (aq)   There are only a few strong acids / bases in water Most acids / bases are weak in water ⇒ weak acids are partially dissociated in water into H3O+ and its conjugate base ⇒ weak bases are partially dissociated in water into HO- and its conjugate acid   NH3 is a weak base: NH3 (aq) + H2O (l) ⇌ NH4+ (aq) + HO- (aq)   % dissociation of a weak acid = H3O+acid0 × 100  

K_a et force des acides :

Réaction de dissociation d'un acide HA : HA (aq) + H₂O (l) $\rightleftharpoons$ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)
Constante de dissociation des acides K_a : constante d'équilibre de la réaction de dissociation des acides (en considérant que [H₂O] = 1M)
Les acides ayant de grandes valeurs de K_a sont plus forts que les acides ayant de petites valeurs de K_a
 

K_b et force des bases :

Réaction de dissociation d'une base A^- : A^- (aq) + H₂O (l) $\rightleftharpoons$ HA (aq) + HO^- (aq)
Constante de dissociation des bases K_b : constante d'équilibre de la réaction de dissociation des bases (en considérant que [H₂O] = 1M)
 

Paire acide-base conjuguée HA/A^-: une paire d'acide et de base qui diffèrent seulement par la présence ou l'absence d'un proton
 

CH₃COOH / CH₃COO^- est une paire acide-base conjuguée
CH₃COOH est l'acide conjugué de la base CH₃COO^-

Relation entre K_a et K_b pour une paire acide-base conjuguée:
 

Relation entre pK_a et pK_b pour une paire acide-base conjuguée (à 25 °C):
 

1) Déterminez les ions qui se formeront lorsque le sel est dissous dans l'eau
2) Déterminez si le sel contient un acide faible conjugué ou une base faible conjuguée
3) Déterminez la constante d'équilibre de la réaction
4) Établissez un tableau d'équilibre
5) Calculez [H₃O⁺] ou [HO^-]

La méthode des approximations successives est souvent utilisée pour résoudre les problèmes d'équilibre acido-basique ou pour déterminer le pH d'une solution.

Composé amphotère : composé qui peut agir à la fois comme un acide de Bronsted et comme une base
Acide polyprotique : acide qui donne plus d'un proton acide
 

H₂CO₃ est un acide polyprotique :

H₂CO₃ (aq) + H₂O (l) $\rightleftharpoons$ HCO₃^- (aq) + H₃O⁺ (aq)     [K_a1]
HCO₃^- (aq) + H₂O (l) $\rightleftharpoons$ CO₃^2- (aq) + H₃O⁺ (aq)     [K_a2]